QUIMICA INORGÂNICA

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ÁTOMOS
Elemento: Constituintes básicos de todas 
as substâncias que existem. Os elementos 
químicos estão representados na tabela 
periódica. Tudo que conhecemos é constituído 
por esses elementos representados na tabela, 
em combinações e proporções diversas. 
Um elemento químico é caracterizado pelo 
número de prótons em seu núcleo, que 
confere a ele propriedades químicas únicas. 
Átomo: palavra de origem grega que 
significa “indivisível”. Na época, se referia à 
menor parte da matéria, que não poderia 
mais ser dividida ou quebrada em partes 
menores. Hoje em dia, entendemos como 
átomo a menor parte da matéria, que 
quando quebrada, não deixa de ser matéria. 
São constituídos por prótons, nêutrons e 
elétrons.
Núcleo: É o que dá ao átomo toda sua massa. 
É constituído de prótons e nêutrons, e por 
isso, tem carga positiva. O número de prótons 
no núcleo é igual ao número de elétrons na 
eletrosfera em átomos neutros. O núcleo é 
extremamente pequeno e denso: se o núcleo 
fosse do tamanho de uma bolinha de tênis, 
a eletrosfera teria o tamanho do Maracanã. 
As reações químicas não interferem no núcleo 
dos átomos, somente na sua eletrosfera. 
Assim, somente reações nucleares e de 
altíssima energia conseguem alterar o 
número de prótons ou nêutrons no núcleo.
Nêutron: Partícula eletricamente neutra 
encontrada no núcleo do átomo. É uma das 
partículas que têm massa, aproximadamente 
a mesma do próton. Foi descoberto muito 
depois dos prótons e elétrons. Os nêutrons 
não interferem nas propriedades químicas 
dos elementos e substâncias, apenas nas 
propriedades físicas, como a densidade, por 
serem partículas com massa. Tem massa 
igual a 1,67 × 10-24 gramas.
Próton: Partícula subatômica carregada 
positivamente encontrada no núcleo de 
um átomo. Ela tem massa muito próxima 
à do nêutron, e sua carga é igual à carga 
elementar do elétron, mas com sinal 
positivo: 1,602 x10-19 Coulombs. Tem massa 
igual a 1,67 × 10-24 gramas.
Elétron: Partícula subatômica carregada 
negativamente, encontrada fora do núcleo 
atômico. Os elétrons em um átomo ficam 
numa região chamada eletrosfera, que é 
dividida em camadas e subníveis, onde 
os elétrons estão alocados. O número de 
elétrons de um átomo neutro é sempre igual 
ao número de prótons, balanceando as cargas 
positivas e negativas. Um elétron tem uma 
massa 1/1836 vezes a massa de um próton. 
Carga Eletrônica: É a unidade de carga 
fundamental. Ou seja, a menor carga elétrica 
que pode ser isolada. É a carga um elétron, 
que equivale em módulo à de um próton. O 
valor dessa carga é de 1,602 x10-19 Coulombs.
Isótopos: Átomos do mesmo elemento com 
diferentes números de nêutrons. Como os 
elementos químicos são identificados pelo 
número de prótons, o número de nêutrons é 
GUIA DE
SOBREVIVÊNCIA
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irrelevante para suas propriedades químicas. 
Assim, isótopos são átomos do mesmo 
elemento químico, mas com diferentes 
números de massa (Número de prótons + 
Número de nêutrons). 
Na imagem vemos o exemplo do Carbono. 
Mesmo com diferentes números de nêutrons, 
ainda são o mesmo elemento químico, pois 
todos têm igual número de prótons.
Número Atômico: Número de prótons no 
núcleo de um átomo, que conferem a ele 
sua identidade como elemento químico da 
tabela periódica. É representado por (Z). Nas 
tabelas, ficam acima do símbolo do elemento.
Número De Massa: É um número inteiro, 
que é a soma do número de prótons e 
nêutrons no núcleo de um átomo em 
particular. Como prótons e nêutrons são as 
partículas atômicas que possuem massa, o 
número de massa é a soma das quantidades 
de ambas. Não confundir com peso atômico, 
que é baseado na massa de 12C.
Íon: Átomo (ou grupo de átomos, unidos por 
ligações químicas) carregado eletricamente. 
Os íons podem ser carregados positiva ou 
negativamente, dependendo se os elétrons 
são perdidos (positivo) ou ganhos (negativo) 
pelos átomos. Por exemplo, Ca2+ é um íon 
com carga +2; SO4
2- é um íon com carga -2.
Ânion: Um ânion é um átomo que ganhou 
um ou mais elétrons. Assim, ele deixa de ser 
eletricamente neutro, e passa a ter carga 
negativa. Por isso, seu Número de Oxidação é 
negativo. Íon carregado negativamente. 
Cátion: É o átomo que perdeu elétrons. 
Assim, como a carga do núcleo é positiva, 
essa espécie química deixa de ser neutra e 
adquire carga positiva. O número de oxidação 
é positivo, sofrendo incremento de 1 unidade 
para cada elétron perdido. Íon carregado 
positivamente. 
Orbital: Região ao redor do núcleo de 
um átomo de máxima probabilidade de se 
encontrar um elétron. Estado possível de 
um elétron descrito pelos três números 
quânticos: n, ℓ, e mℓ. Cada combinação de 
números quânticos equivale a um orbital 
diferente. Por exemplo, um orbital 3pn, tem 
número quântico principal n = 3, secundário 
ℓ = 1, e mℓ = +1, 0 ou -1. Nos orbitais 
distribuímos os elétrons na distribuição 
eletrônica.
Orbitais De Valência: São os orbitais que 
participam das ligações químicas. Não são 
necessariamente os mais energéticos, mas 
são os orbitais da camada mais externa de 
um átomo. 
Camada de Valência: Camada mais 
externa de um átomo, com maior número 
quântico principal. É a camada que participa 
das ligações e reações químicas. Não 
necessariamente é a camada mais energética 
segundo o diagrama de Pauling. 
Números quânticos: Eles determinam 
os níveis de energia em que um elétron 
se encontra, o formato do orbital, e a sua 
orientação no espaço. 
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Número Quântico principal: Representado 
por n, é o número quântico que corresponde 
às camadas do átomo: os níveis de energia, 
muitas vezes chamados de camadas K, L, M, 
N, O... Cada uma delas comporta um número 
máximo de elétrons, e a maioria dos átomos 
é composta de várias camadas. Quanto maior 
o número quântico principal, mais afastada 
do núcleo está a camada.
Nível Eletrônico: Conjunto de orbitais que 
têm o mesmo valor de n, o número quântico 
principal. Cada nível está progressivamente 
mais afastado do núcleo, e pode comportar 
cada vez mais elétrons. Por exemplo, os 
orbitais com n = 3 (3s, 3p, 3d) constituem o 
terceiro nível, e comportam 18 elétrons no 
total. 
Número Quântico secundário: Além 
dos níveis de energia representados pelo 
número quântico principal, existem também 
subníveis de energia, representados por ℓ. 
Este número quântico representa, então 
esses subníveis, identificados por letras, s, p, 
d e f, cada qual com seu formato específico, e 
associado a um valor de ℓ.
ℓ 0 1 2
Orbital s p d
Nº de 
Elétrons 2 6 10
Formato
Subnível: Um ou mais orbitais com o mesmo 
conjunto de números quânticos n e ℓ. Por 
exemplo, do subnível 2p (n = 2 e ℓ = 1), que é 
composto de três orbitais (2px, 2py e 2pz). Os 
subníveis existentes estão representados no 
diagrama de Pauling.
Diagrama de Pauling: Diagrama que 
representa a ordem de energia das camadas, 
subníveis e orbitais. Utilizamos esse diagrama 
para fazer a distribuição eletrônica dos 
elétrons de um átomo, entendendo como 
e onde estão alocados na eletrosfera, bem 
como seus níveis de energia. 
Na imagem, vemos o diagrama de Pauling. 
Cada número inteiro representa uma camada 
(número quântico principal).
Distribuição eletrônica: Como distribuímos 
todos os elétrons de um átomo nas camadas, 
subníveis e orbitais. A distribuição segue 
uma ordem de energia, segundo o diagrama 
de Pauling. Seguimos as setas; o subnível de 
menor energia é o 1s, depois 2s, e 2p, e assim 
sucessivamente, até o subnível preenchido 
de maior energia.
Por exemplo, o Lítio de 3 elétrons. Sua 
distribuição fica 1s² 2s¹.
Spin Eletrônico: Propriedade do elétron 
que faz com que ele se comporte como se 
fosse um minúsculo ímã. É representado pelo 
número quântico de spin ms, que diz respeito 
a propriedades dos elétrons. Pode assumir 
os valores +1/2 ou -1/2. Representamos 
os spins dos elétrons como semi-setas que 
podemestar para cima ou para baixo (↑ ou ↓) 
na distribuição eletrônica.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p ...
Aumento de energia
↑⇅Li
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Princípio da Exclusão De Pauli: Regra que 
afirma que dois elétrons em um átomo não 
podem ter os mesmos números quânticos. 
É uma regra da mecânica quântica que não 
podem existir duas partículas exatamente 
no mesmo estado, na mesma posição. Como 
uma consequência desse princípio, não pode 
existir mais do que dois elétrons em qualquer 
orbital atômico, pois eles ainda podem diferir 
por spin (+1/2 ou -1/2).
Regra de Hund: É a regra que diz que na 
distribuição eletrônica temos que preencher 
todos os orbitais de um subnível com um 
elétron, antes de colocar os elétrons que 
faltaram para preenchê-lo. Ao preencher os 
orbitais de um mesmo subnível, os elétrons 
entrarão em orbitais vazios, até que cada 
orbital contenha um elétron. Somente então 
cada orbital receberá o novo elétron. Por 
exemplo, se tivermos 5 elétrons para alocar 
em um subnível p, seguimos exatamente 
essa ordem:
↑
↑ ↑
↑ ↑ ↑
⇅ ↑ ↑
⇅ ⇅ ↑
Regra do Octeto: Regra que afirma que 
os átomos ligados tendem a possuir ou 
compartilhar um total de oito elétrons no 
nível de valência. Segundo essa regra, um 
átomo atinge a máxima estabilidade quando 
possui 8 elétrons na camada valência, com 
maior número quântico principal n. Veja o 
exemplo do Xenônio, que tem 54 elétrons no 
total:
Nesse caso, a camada com maior número 
quântico principal é a camada 5. Veja que 
somando os elétrons do 5s com os elétrons 
do 5p, fechamos (2+6), fechamos 8 elétrons. 
Assim, o Xenônio já obedece a regra do octeto. 
Por isso, ele já está estável, e não participa de 
reações químicas em reações normais, assim 
como os demais gases nobres.
Eletronegatividade: Medida do quanto um 
átomo atrai um elétron. É uma propriedade 
periódica, que cresce no mesmo sentido da 
eletroafinidade. 
Ela está relacionada ao preenchimento dos 
orbitais de um átomo, segundo a regra do 
octeto. Por exemplo, um átomo com 7 elétrons 
na camada de valência é mais eletronegativo 
do que um átomo com 2, porque com apenas 
um elétron ele fecha 8 elétrons. Já os átomos 
com poucos elétrons na sua camada de 
valência tendem a ser menos eletronegativos; 
é mais fácil perder 2 elétrons para se tornar 
estável (obedecendo a regra do octeto nas 
camadas anteriores), do que ganhar 5. A 
eletronegatividade não possui unidades.
Afinidade eletrônica: É uma propriedade 
periódica, que cresce de baixo para cima e 
da esquerda para a direita. Ela diz respeito à 
quantidade de energia liberada (medida em 
kJ/mol) quando um átomo ou cátion adquire 
um elétron. Quanto maior a energia liberada, 
maior a afinidade da espécie química com o 
elétron.
54Xe:1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
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Raio Atômico: Estimativa do tamanho de 
um átomo. O tamanho do átomo é o tamanho 
da eletrosfera até a camada mais externa, 
de maior número quântico principal. O raio 
atômico cresce de cima para baixo e da direita 
para a esquerda. Os metais alcalinos têm os 
maiores raios, e os halogênios e hidrogênio, 
os menores.
MOLÉCULAS E PROPRIEDADES
Fórmula química: Notação que usa os 
símbolos químicos dos elementos e índices 
numéricos para descrever a constituição 
molecular de determinada substância. 
Por exemplo, o gás carbônico pode ser 
representado por CO2, indicando que é 
constituído por um átomo de carbono (C) e 
dois átomos de oxigênio (O). 
CO2: 1 átomo de carbono (C) e 2 átomos de oxigênio (O)
H2O: 2 átomos de Hidrogênio e 1 de Oxigênio
N2: 2 átomos de nitrogênio
Molécula: Combinação química de dois ou 
mais átomos através de ligações químicas; ou 
seja, compartilhamento de elétrons. 
Ligações Químicas: União entre átomos. 
Acontecem por sobreposição dos orbitais 
atômicos. Podem ser covalentes, quando 
os elétrons são compartilhados, ou iônicas, 
quando a atração entre os dois átomos é de 
caráter eletrostático.
Ligação Iônica: Ligação que acontece 
quando a diferença de eletronegatividade 
entre os átomos participantes é igual ou 
maior que 1,70. Nesse caso, os elétrons estão 
dão deslocalizados na direção do átomo 
mais eletronegativo, que o outro átomo 
adquire carga positiva. Quando essa ligação é 
desfeita, sobram cátions e ânions.
Ligações Metálicas: Ligações nas quais 
os elétrons estão relativamente livres 
para moverem-se através da estrutura 
tridimensional. Acontece somente em ligas 
metálicas. Podemos entender essas ligação 
como um “mar de elétrons”, onde os elétrons 
da camada de valência estão completamente 
livres na substância, e circulam entre 
os átomos metálicos. Por esse grau de 
liberdade, os metais são tão bons condutores 
de corrente elétrica.
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Ligação Covalente: Ligação formada 
entre dois ou mais átomos através 
de compartilhamento e elétrons. 
Acontecem com átomos com diferença de 
eletronegatividade nula ou pouco acentuada. 
Podem ser apolares ou polares, de acordo 
com essa diferença.
Ligação Covalente Apolar: Ligação 
covalente na qual os elétrons são 
compartilhados igualmente entre dois 
átomos. Ligação que ocorre entre dois átomos 
do mesmo elemento. Fazendo a diferença 
entre os valores de eletronegatividade ente 
os átomos, chegamos a 0.
Ligação Covalente Polar: Ligação 
entre dois átomos diferentes, que 
consequentemente, têm eletronegatividades 
diferentes. A diferença de eletronegatividade 
entre os átomos nesta ligação precisa estar 
entre 0 e 1,69.
Polaridade de Ligação: Medida de quão 
igualmente os elétrons estão compartilhados 
entre dois átomos em uma ligação química 
covalente. A diferença no compartilhamento 
é representada por um vetor momento de 
dipolo, que indica a direção do deslocamento 
dos elétrons em uma molécula. Por exemplo, 
no HCl, o Cl é o átomo mais eletronegativo. A 
seta indica que os elétrons estão deslocados 
na direção do Cloro.
Dipolo: Característica de uma molécula 
em possuir “dois polos”, um positivo e um 
negativo, de acordo com a diferença de 
eletronegatividade dos seus átomos. É o caso 
do HCl, que tem um polo negativo no Cl e um 
positivo no H.
Molécula Polar: Molécula cuja soma dos 
vetores de momento de dipolo não é nula. 
Ou seja, se todos os átomos eletronegativos 
estiverem concentrados em uma mesma 
porção da molécula, os vetores todos terão 
mesma direção e sentido, e se somam. A 
molécula fica, então, polarizada.
Geometria molecular: As geometrias 
moleculares são representações do arranjo 
espacial dos átomos em moléculas.
Modelo de Repulsão do Par de elétrons 
do Nível de Valência (RPENV): Modelo 
que explica os arranjos geométricos dos 
pares de elétrons compartilhados e não 
compartilhados ao redor de um átomo central 
em termos de repulsões entre os pares 
de elétrons. Ela tenta prever a geometria 
da molécula com base nessa repulsão, no 
sentido de que, espacialmente, os domínios 
de elétrons têm que estar o mais longe o 
possível um do outro. 
Na imagem, à esquerda, vamos os domínios 
dos elétrons do NH3: ou seja, os lugares 
onde estão localizados esses elétrons, 
sejam ligantes ou não. No centro, vemos a 
representação com átomos e elétrons não 
ligantes. Por último, vemos a geometria final 
da molécula de amônia: não representamos 
os pares não ligantes, somente os átomos e 
ligações químicas.
Forças intermoleculares: Forças atrativas a 
distâncias curta que agem entre as moléculas. 
São responsáveis por várias propriedades 
das substâncias, como solubilidade, ponto de 
fusão e ebulição, e tensão superficial.
Domínios de 
elétrons
Arranjo Geometria
N
H
HH
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Força dipolo–dipolo: Força que existe entre 
as moléculas polares. O polo positivo de uma 
molécula interage com o polo negativo de 
outra, atrativamente. 
Ligação de Hidrogênio: Interação 
intermolecular queresulta das atrações 
entre moléculas que contêm hidrogênio 
ligado a um elemento eletronegativo. Os 
exemplos mais importantes envolvem o 
oxigênio, o nitrogênio ou o flúor. Ou seja, só 
fazem ligações (ou pontes) de hidrogênio as 
moléculas que tenham H ligados a F, O, ou N, 
com outras moléculas que tenham H ligados 
a F, O ou N.
Força íon–dipolo: Força que existe entre 
um íon e uma molécula polar neutra que 
possui um momento de dipolo permanente. 
Neste caso, temos uma molécula e um íon 
interagindo. São interações muito mais fortes 
do que as interações intermoleculares. Este 
tipo de interação é extremamente comum, 
e ocorrem quando dissolvemos sal em água, 
ionização de ácidos, dissociação de bases... 
Quando essas ocorrem em meio aquoso, 
chamamos o processo de Solvatação. 
Forças de dispersão de London, Van 
der Waals ou Dipolo-Induzido: Forças 
intermoleculares resultando atrações 
entre dipolos induzidos. A indução de um 
dipolo acontece por uma perturbação 
momentânea na nuvem eletrônica, que gera 
um polo na molécula. A carga desse polo, 
eletrostaticamente, induz um polo de sinal 
contrário na molécula vizinha, que induz na 
outra, e na outra, e assim por diante.
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Teoria de Arrhenius: teoria que leva em 
consideração os íons liberados por ácidos 
e bases para assim classificá-los. Ou seja, a 
liberação de H+ e OH-. Ao estudar soluções 
eletrolíticas, ele descobriu que as substâncias 
ácidas (azedas) liberavam íons H+ em água, e 
as substâncias adstringentes, liberavam OH-.
Teoria de Bronsted-Lowry: Dois cientistas 
trabalhando independentemente tornaram 
mais abrangentes as definições de ácidos e 
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bases, baseadas em reações de neutralização, 
levando em consideração que elas envolvem 
a troca de um íon H+ de uma espécie à outra.
Teoria de Lewis: Lewis, já no começo do 
século XX, propôs uma definição ainda mais 
abrangente de ácidos e bases. Ele entendeu 
que para uma espécie doar ou receber um 
próton, ela deve também receber ou doar um 
par de elétrons.
Ácido: pode ser definido nas seguintes 
teorias:
• Ácido de Arrhenius Ácidos são as 
substâncias que, em água, aumentam a 
concentração dos íons H+.
• Ácido de Brownsted-Lowry Um 
ácido é uma substância que doa um H+ 
(próton)
• Ácido de Lewis Um ácido de Lewis 
recebe um par de elétrons.
Base: pode ser definida nas seguintes teorias:
• Base de Arrhenius Bases são as 
substâncias que, em água, aumentam a 
concentração dos íons OH-.
• Base de Brownsted-Lowry Uma 
base é uma substância que recebe um H+ 
(próton)
• Base de Lewis Uma base de Lewis doa 
um par de elétrons.
Ácido conjugado: Substância formada pela 
adição de um próton a uma base de Bronsted-
Lowry 
Base conjugada: Substância formada pela 
perda de um próton de um ácido de Bronsted-
Lowry. 
Par Ácido–Base Conjugado: Um ácido 
e uma base, tais como a H2O e o OH
– , que 
diferem apenas na presença ou ausência de 
um próton.
Hidrônio (H3O+): Forma predominante do 
próton em solução aquosa, ao interagir com 
uma molécula de água (H+ + H2O → H3O
+).
Anfótero: Substância capaz de comportar-
se como ácido ou como base. (Reações 
Inorgânicas) 
aumentar a concentração de H+(aq) quando 
ela se dissolve em água. 
Óxido: composto binário no qual o 
átomo mais eletronegativo é o oxigênio. 
Dependendo de qual átomo está ligado no 
oxigênio, a ligação pode ter caráter iônico 
ou covalente. Quando o átomo ligado for um 
metal, a ligação assume caráter iônico, e o 
óxido é iônico. Caso esse outro elemento seja 
ametal, a ligação assume caráter covalente, 
assim sendo o óxido molecular.
Sal: Composto iônico formado pela 
substituição de um ou mais H+ de um ácido 
por outros cátions. Quando uma substância se 
dissocia em água, originando pelo menos um 
cátion diferente de H3O+(aq) e pelo menos 
um ânion distinto de OH-(aq), mesmo que 
em pequena porcentagem, são compostos 
classificados como sais.
REAÇÕES INORGÂNICAS
Reações Químicas: Processos nos quais 
uma ou mais substâncias são convertidas 
em outras substâncias; também chamados 
de mudanças químicas. Acontecem com 
a quebra e formação de novas ligações 
químicas, entre átomos diferentes.
Reagentes: Substância ou conjunto de 
substâncias de partida em uma reação 
química. Aparecem à esquerda da seta em 
uma equação química. Todos os átomos que 
aparecem nos reagentes devem aparecer nos 
produtos, nas mesmas quantidades. Têm suas 
ligações químicas quebradas, e seus átomos 
são rearranjados, dando origem aos produtos.
BASE ÁCIDO ÁCIDO 
CONJUGADO
BASE 
CONJUGADA
adiconar H+
remover H+
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4
+(aq) + OH-(aq)
AB + C
reagentes
AC + B
produtos
→
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Produtos: Substância ou conjunto de 
substâncias produzidas em uma reação 
química. Aparecem à direita da seta em uma 
equação química. São formados dos mesmos 
átomos que os reagentes. Foram formados 
a partir da quebra das ligações químicas dos 
reagentes. 
Reação de síntese ou adição: Quando 
duas ou mais substâncias formam um único 
produto. De forma geral: 
Reação de Decomposição: Reação 
química na qual um único composto reage 
para fornecer dois ou mais produtos. 
Reação de simples trocas ou 
deslocamento: Quando uma substância 
simples reage com uma composta, 
originando uma nova substância simples e 
outra composta. 
Reações de dupla troca: Quando duas 
substâncias compostas reagem originando 
duas novas substâncias compostas. 
Reação de Neutralização: Reação na qual 
um ácido e uma base reagem em quantidades 
estequiométricas equivalentes; a reação de 
neutralização entre um ácido e um hidróxido 
metálico produz água e um sal. 
ESTEQUIOMETRIA
Massa Atômica: Massa média dos átomos 
de um elemento em unidades de massa 
atômica; ela é numericamente igual à massa 
em gramas de 1 mol do elemento. 
Mol: Um mol de qualquer substância é o 
número de Avogadro (6,02 x 1023) de fórmulas 
unitárias dessa substância. Assim, quando 
se diz que há 1 mol de espécie químicas, de 
quantas exatamente estamos falando? Um 
mol equivale a 6,02 x 1023 unidades! Como 
uma hora comporta 60 minutos, uma dúzia 
comporta 12 unidades, um mol comporta 
6,02 x 1023 unidades. Por exemplo, um mol 
de H2O é 6,02 x 10
23 moléculas de H2O.
Número De Avogadro: número de átomos 
de 12C em exatamente 12g de 12C. É igual a 
6,02 x 1023 unidades. É possível chegar a esse 
número de maneira relativamente simples. 
Sabemos que prótons e nêutrons têm massa 
no núcleo, equivalente a 1,67 × 10-24 gramas 
cada. Sabendo que o oxigênio tem 8 prótons 
e 8 nêutrons, sua massa é 16 x 1,67 x 10-24 
gramas. Assim, cada átomo de oxigênio pesa 
2,672 x 10-22 gramas. Se quisermos saber 
quantos átomos estão em 16g de oxigênio, 
dividimos 16g por 2,672 x 10-22 gramas. Esse 
valor é aproximadamente 6 x 1023, e essa 
relação é constante para todos os elementos 
e massas utilizadas.
O mesmo é válido para todos os átomos 
e moléculas. Tente fazer essa relação para 
outros átomos!
Massa Molar: Massa de 1 mol de uma 
substância em gramas; ela é numericamente 
igual à massa molecular em unidades de 
massa atômica. Por exemplo, um mol de H2O 
tem 6,02 x 1023 moléculas de H2O, e pesa 
Massa de um próton ou nêutron:
1,67×10(-24)
Massa de um átomo de O (8 prótons e 8 nêutrons):
16×1,67×10(-24)=2,672×10(-23) gramas
Em 16g de oxigênio, temos:
16g =
2,672 x 10-22
6 x 1023 átomos
A → B + C
A + B → C
A + XY → AY + X
AB + XY → AY + XB
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exatamente 12g. É possível saber exatamente 
quantas moléculas se tem num copo de água, 
por exemplo! Uma regra de três simples nos 
diz que em 100g de água temos 5,02 x 1024 
moléculas de H2O.
Massa Molecular: Soma das massas 
atômicas de cada átomo em sua fórmula 
química. A massa da coleção de átomos 
representados por uma fórmula química. Por 
exemplo, a massa molecular do NO2 (46,0 u) é 
asoma das massas de um átomo de nitrogênio 
e de dois átomos de oxigênio. 
Fórmula mínima: Fórmula química que 
mostra os tipos de átomos e seus números 
relativos em uma substância. É simplificada 
para nos dar a proporção entre os elementos 
químicos. Por exemplo, na molécula de C6H12O6, 
a proporção entre os átomos é de 6:12:6. Essa 
proporção pode ser simplificada pelo máximo 
divisor comum desses números (6), e reescrita 
como 1:2:1. A fórmula mínima dessa molécula, 
então, passaria a CH2O – a proporção entre os 
átomos foi mantida. 
Lei da Conservação de Massa: Lei 
científica que afirma que a massa total dos 
produtos de uma reação química é a mesma 
que a massa total dos reagentes. Isso significa 
que a massa nunca desaparece em uma 
reação química. Os átomos apenas trocam de 
lugar, mas a soma das massas dos reagentes 
tem que ser igual a soma das massas dos 
produtos. Assim, a massa permanece 
constante durante a reação.
Estequiometria: Relações entre as 
quantidades de reagentes e produtos 
envolvidos nas reações químicas. Como os 
reagentes sempre reagem em proporções 
definidas, assim como os produtos são 
formados em proporções definidas, é 
possível prever a quantidade de produto 
formado ou de reagente consumido. Por 
exemplo, sabendo a massa de dois reagentes, 
sabemos exatamente quanto de produto foi 
formado. Tendo a massa do produto e de um 
dos reagentes, temos também como estimar 
o quanto foi gasto de um produto.
Imagine que você queira fazer um sanduíche 
de queijo. Você tem 2 fatias de pão, e 1 fatia 
de queijo. As quantidades estequiométricas 
do sanduíche são 2 pães para 1 queijo, dando 
um sanduíche.
Reagente Limitante: Reagente presente 
quantidade estequiométrica insuficiente em 
uma mistura de reagentes. A quantidade de 
produto que pode ser formada é limitada pelo 
consumo completo do reagente limitante. 
Imagine que 3 unidades de um reagente A 
reagem com 5 unidades de um reagente 
B, para formar um produto. Se somente 2 
unidades de A estiverem no meio reacional, 
uma parte do reagente B não será consumida, 
porque A já reagiu completamente. O 
reagente B não tem com quem reagir se todo 
o reagente A foi consumido.
Imagine novamente que você queira fazer 
um sanduíche de queijo. Você tem só 1 fatia 
de pão e 1 fatia de queijo. Uma fatia de pão 
não é o suficiente para fazer um sanduíche. 
Assim, o pão é o seu reagente limitante. 
Reagente em Excesso: Reagente em 
quantidade estequiométrica mais do que 
suficiente. É o reagente que está sobrando. 
Não importa a quantidade do reagente em 
excesso. Se ele estiver em quantidade muito 
grande, mas o outro reagente não, ele fica 
sem ter com o quê reagir.
Voltando para o exemplo do sanduíche: se 
você tiver 3 fatias de pão e só uma de queijo, 
continuará tendo um único sanduíche – não 
é possível fazer 2 sanduíches com 3 pães e 
1 queijo. Assim, o pão é o seu reagente em 
excesso. Não importa a quantidade de pães 
se todo o queijo já foi consumido.
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O queijo é o seu reagente limitante. Não tem 
como fazer sanduíche de queijo sem queijo – 
não importa a quantidade de pão.
Rendimento: O quanto uma reação química 
foi eficiente na produção de um produto. O 
quanto ela rendeu. O ideal é que se tenha um 
rendimento sempre de 100% - quando todos 
os reagentes foram consumidos para formar 
o produto com 100% de eficiência. 
Na reação de montar um sanduíche de 
queijo, ela é 100% eficiente quando você 
monta 1 sanduíche a cada 2 pães e 1 queijo. 
Se você jogar uma fatia de pão fora, vai ter 
pão e queijo sobrando no final – reagentes 
que não viraram sanduíche porque faltou 
uma fatia de pão. Assim, o rendimento não 
é 100%.
ESTUDO DOS GASES
Temperatura e Pressão Padrão(CNTP): 
Definida como 0° C e 1 atm de pressão. 
Frequentemente usada como condição de 
referência para um gás.
Gás ideal: Gás hipotético cujo 
comportamento de pressão, volume e 
temperatura é descrito pela equação do 
gás ideal. Nesse gás ideal, as moléculas 
são entendidas como corpos livres que se 
movimentam sem restrições, pois essas 
partículas não interagem umas com as outras 
e nem sofrem com outros efeitos a não ser o 
da temperatura.
Sistema: Um sistema pode ser definido como 
o conjunto de corpos, com características 
próprias, que se está estudando. Podem ser 
abertos, fechados ou isolados.
Sistema Aberto: nesses sistemas, é possível 
que haja troca de matéria e energia com 
o ambiente, com o meio externo, ou com 
qualquer coisa que esteja fora do sistema. 
Se você estudar um gás contido num copo, 
por exemplo, esse vai ser o seu sistema (gás 
+ copo); no entanto, se trata de um sistema 
aberto, pois pode haver troca de matéria e 
energia com o que está fora do sistema. 
Sistema Fechado: todo sistema que não 
troca matéria com o meio é um sistema 
fechado. No entanto, é possível trocar 
energia, como calor. Se você estudar um 
recipiente tampado cheio de gás, esse será 
o seu sistema (recipiente + gás). E ele é um 
sistema fechado, pois o gás não escapa do 
recipiente. No entanto, você pode aquecer 
ou resfriar o seu sistema, que realiza uma 
troca energética na forma de calor.
Sistema Isolados: todo sistema que não 
troca matéria nem energia com o ambiente. 
Uma garrafa térmica pode ser um recipiente 
isolado, pois ela é fechada, e mantém o 
calor (energia) isolado em seu interior, não 
permitindo que haja trocas energéticas.
Lei de Boyle: Boyle estudou as 
transformações que ocorriam em um gás à 
temperatura constante, e descobriu que para 
uma quantidade fixa de gás, a multiplicação 
de seu volume por sua pressão era sempre 
constante. 
Ou seja, a multiplicação de p x V era sempre 
igual a uma constante (k). São diretamente 
proporcionais; assim, em um volume X, um 
gás sempre exercerá pressão Y.
Lei de Charles e Gay-Lussac: Lei que 
afirma que, à pressão constante, o volume 
de uma determinada quantidade de gás 
depende da temperatura. Ou seja, o volume 
é diretamente proporcional à temperatura. 
Quanto maior a temperatura, maior o volume 
que um gás ocupa.
PV = k
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2ª Lei de Charles e Gay-Lussac: Com o 
aumento da temperatura a pressão também 
aumenta. Caso a temperatura sofra um 
decréscimo a pressão também será menor. 
Imagine que o balão da imagem fosse rígido 
(volume constante). Com o aquecimento, o 
gás tentaria expandir, mas porque as paredes 
são rígidas, ele não conseguiria. Assim, ele 
exerceria uma pressão maior na parede do 
balão.
Equação de Gás Ideal: Equação de estado 
para gases que incorporam as leis dos gases 
para fornecer a equação geral dos gases, 
PV=nRT. Assim, a multiplicação de P e V, 
que era uma constante na lei de Boyle, foi 
igualada à nRT. As proporcionalidades foram 
mantidas. Sendo P a pressão, V o volume, n o 
número de mols, R a constante dos gases, e T 
a temperatura.
Constante Dos Gases (R): Constante de 
proporcionalidade na equação de gás ideal. É 
a constante que “ajusta” a proporcionalidade 
entre pV e nRT, garantindo que sejam sempre 
constantes. Varia com as unidades escolhidas 
para as outras variáveis. As mais comuns são:
Pressão Parcial: Pressão exercida por um 
componente em particular de certa mistura 
de gases. Por exemplo, numa mistura de 
gases com pressão total X, a pressão parcial 
de um gás vai ser uma fração dessa pressão 
parcial. Essa fração é a fração molar do gás, 
multiplicada pela pressão total.
Fração molar: Número de mols de um 
componente dividido pelo número de mols 
total na mistura. Por exemplo, imagine uma 
mistura de gases que contenha 3 mols no 
total. O gás A só contribui com 1 mol para 
essa mistura. Assim, sua fração molar é 1/3. 
Difusão: Espalhamento de uma substância 
através de outra. É bastante comum 
com gases, que se misturam em todas as 
proporções. 
Efusão: Fuga de um gás através de um 
orifício ou buraco, assim como no furo de um 
colchão de ar ou um pneu.
kT
Pou
0,082
atm.L
mol.K
8,314
J
K.mol
ou
ANOTAÇÕES